Experimentacion 1 Redox

EXPERIMENTO I REACCIONES OXIDO REDUCCIÓN (REDOX) DETERMINAR LA CONCENTRACION DE AGUA OXIGENADA COMERCIAL.

Objetivos

Se determinara la concentración de agua oxigenada en peróxido de hidrogeno. Partiremos de que las disoluciones de H2O2 en peróxido de hidrógeno tienen una concentración variable que oscila entre 3% y el 30%

Fundamentos

Se ha definido la oxidación como: ¥la perdida de electrones por un átomo¦, y la reducción como: ¥la ganancia de electrones¦. Cualquier reacción que comprenda uno de estos procesos tiene que implicar también, por necesidad, al otro; pues si un átomo pierde electrones, otro ha de ganarlos. Por eso, estas reacciones se denominan oxidación £ reducción o REDOX. Cuando un metal se corroe, pierde electrones y forma cationes. Por Ejemplo, el Calcio es atacado vigorosamente por ácidos para formar iones calcio Ca2

Ca(s)+ 2H(ac)Ca2(ac)+ H2(g)

Cuando un átomo, Ion o molécula adquiere una carga más positiva (es decir, cuando pierde electrones), decimos que se oxida. La pérdida de electrones por parte sustancia se denomina oxidación. Así, el Calcio, que no tiene carga neta, se oxida (sufre oxidación) en la ecuación de arriba formando Ca2+

Empleando el término oxidación porque las primeras reacciones de este tipo se estudiaron con oxígeno. Muchos metales reaccionan con O2

En aire para formar óxidos metálicos. Cuando un átomo, Ion o molécula adquiere una carga más negativa (gana electrones), decimos que se reduce, la ganancia de electrones por parte de una sustancia se denominan reducción. Si un reactivo pierde electrones, otro debe ganarlos; la oxidación de una sustancia siempre va acompañada por la reducción de otra al transferirse electrones de una a la otra. OXIDACIÓN DE METALES CON ACIDOS Y SALES Los metales reaccionan con ácidos formando sales e Hidrogeno gaseoso. Ej.: el magnesio metálico reacciona con ácido clorhídrico para formar cloruro de magnesio e hidrogeno gaseoso:

Mg(g)+ 2HCl(ac) MgCl2(ac)+ H2(g)

El metal es oxidado por el ácido para formar el catión metálico; el Ion H+ del ácido se reduce para formar H2

Podemos usar la serie de actividad para predecir el resultado de reacciones entre metales y las sales metálicas o los ácidos. Cualquier metal de la lista puede ser oxidado por los iones de los elementos que están debajo de él. Por ejemplo, el cobre está arriba de la plata en la serie. Por tanto, el cobre metálico será oxidado por iones de plata, como se muestra en la figura.

Cu(s)+ 2Ag(ac)Cu2(ac)+ 2Ag(s)

Numero de Oxidaciones aplican a la formación de compuestos iónicos como el CaO y a la reducción de iones Cu2+ por Zn. Sin embargo, estas definiciones no se aplican a la formación del cloruro de hidrogeno (HCl) ni del Óxido de Azufre

(SO2)H2(g)+ Cl2(g)2HCl(g)+S(s)+ O2(g)+SO2(g)

Como el HCl y el So2 no son compuestos iónicos, sino moleculares, en realidad no se transfieren electrones durante la formación de estos compuestos, como si ocurre en el caso de CaCO. Para tener un seguimiento de los electrones en las reacciones redox, es conveniente asignar un número de oxidación a los reactivos compuestos y productos. El número de oxidación de un átomo significa el número de cargas que tendrían un átomo en una molécula (O en un compuesto iónico) si los electrones fueran transferidos completamente. Por ejemplo las ecuaciones anteriores para la formación de HCl y So, se podrían escribir como:

H2(g)+Cl2(g)2HCl(g)

S(g)+O2(g)SO2(g)

Tipos de reacciones redox

Existen cuatro tipos de reacciones redox: de combinación, de descomposición, de desplazamiento y de disimulación.

Reacciones de descomposición

Este tipo de reacción se puede representar como

A + B

Si cualquiera de los reactivos A o B es un elemento, la reacción es de tipo redox por naturaleza. Las reacciones de combinación son aquellas en las que dos o más sustancias se combinan para formar un solo producto. Por ejemplo:

S(s)+O2(g)SO2(g)

Reacciones de descomposición

Son lo opuesto de las reacciones de combinación. Concretamente una reacción de descomposiciones la ruptura de un compuesto en dos o más componentes

CA + B

Si cualquiera de los productos A o B es un elemento, entonces a reacción es redox por naturaleza. Por ejemplo:

2HgO(s)2Hg(I)+O2(g)

Reacciones de desplazamiento

Un Ion (o átomo) de un compuesto se remplaza por un Ion (o átomo) de otro elemento:

A + BCAC + B

La mayoría de las reacciones de desplazamiento se agrupan en tres subcategorías: desplazamiento de hidrogeno, desplazamiento de metal, desplazamiento de halógeno.

Desplazamiento de hidrógeno.

Todos los metales alcalinos y algunos metales alcalinotérreos (Ca, Sr y Ba), que son los más reactivos de los elementos metálicos, desplazaran al hidrogeno del agua fría.

2Na(s)+3H2O2NaOH(ac)+H2(g)

Los metales menos reactivos, como el aluminio y el hierro, reaccionan con vapor de agua para cargas hidrógeno:

2Al(s)+3H2O(g)Al2O3(ac)+3H2(g)

Muchos metales, incluidos los que no reaccionan con el agua, pueden desplazar al hidrogeno delos ácidos. Por ejemplo, el Zinc (Zn) y el Magnesio (Mg) no reaccionan con agua, pero si con el ácido clorhídrico:

Zn(s)+2HCl(ac)ZnCl2(ac)+H2(g)

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